Kemisk bindning Det är få grundämnen som förekommer i ren form i naturen De flesta söker en kompis med kompletterande egenskaper Detta kan ske på några olika sätt, både inom molekylen och mellan molekylen 1 Mål med avsnittet När vi är färdiga med detta avsnitt skall du kunna Förklara följande begrepp jonbindning, kovalent bindning, elektronegativitet, polära bindningar, dipoler, vätebindning, metallbindning och van der Waals-bindning Tillämpa dessa kunskaper för att avgöra egenskaper hos olika typer av kemiska föreningar 2 Jonbindning Joner med ädelgasskal är stabila Olika laddning attraherar Na Cl Na Cl I en jonkristall binds jonerna till varandra med jonbindning Alla grundämnen strävar efter att få ett fullt yttre elektronskal eftersom detta är den stabilaste formen I sitt ursprungliga tillstånd är det bara ädelgaserna som har detta Alla andra grundämnen måste antingen ge bort elektroner, ta upp elektroner eller dela elektroner med någon annan atom Elektroner kan inte bara kastas bort eller tas upp, utan det måste finnas både en elektrongivare och en elektrontagare Det bildas då joner, som är atomer som är laddade Normalt bildar metaller positiva joner och grundämnen till höger i det periodiska systemet negativa joner (undantaget ädelgaserna) Precis som med magneter, attraherar postivia och negativa joner varandra De föreningar som bildas kallas salter De ingående jonerna arrangerar sig i ett regelbundet gitter och kan i princip bilda hur stora kristaller som helst I fast form leder de inte ström, men i smält form och upplösta i vatten är de goda ledare 3
Kovalent bindning Kallas också elektronparbindning Ett eller flera elektronpar är gemensamma för två atomer Cl Cl ClCl Cl Cl Ȯ O O O O=O N N NN N N HH energi Vid kovalent bindning delar två atomer ett eller flera elektronpar Detta bildar små enheter och inte de stora kristaller som förekommer hos jonföreningar Man kallar dessa för molekylföreningar Det är alltid icke-metaller som bildar molekylföreningar med kovalent bindning eftersom de inte inte klarar av att ta elektroner från någon annan icke-metall För att få fullt yttre elektronskal kan det behövas att de delar på ett, två eller tre elektronpar 4 Kol är speciellt Kol har fyra valenslektroner H H Ċ H H 109 Kol är mycket speciellt De fyra valenselektronerna gör att att kolatomen kan binda fyra andra atomer Dessa kan vara atomer som behöver en ytterligare elektron, inklusive andra kolatomer 5 Extrem form av kovalent bindning Metallbindning En eller flera valenselektroner per atom rör sig nästan fritt i hela metallbiten Antal elektroner varierar och avgör metallens egenskaper Legering förändrar egenskaperna Stål (Fe C, Ni, Cr, V, Mo ) Mässing (65% Cu, 35% Zn) Brons (ca 80% Cu, 20% Sn) e e e e 2 2 2 2 2 e 2 2 2 2 2 e e 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 e e 2 2 2 2 2 Metaller har en mycket speciell form av kovalent bindning I metallbiten rör sig valenselektronerna nästan fritt, vilket innebär att alla de ingående metallatomerna delar på alla valenselektronerna Atomkärnorna ordnas i ett regelbundet mönster som gör att metallen är formbar Så fort man blandar i någon annan metall (legerar) ändras egenskaperna eftersom det nu inte råder en lika ordnad struktur för atomkärnorna legeringen blir hårdare 6
Sammansatta joner NO3 Ȯ Ṅ O O SO4 2 CO3 2 Ȯ Ȯ S Ċ Ȯ O O O O Hur får kväve i nitratjonen och kol i karbonatjonen sina 8 elektroner? I formelsamlingen finns en tabell över joner, inklusive sammansatta joner Dessa visar också ett specialfall av kovalent bildning Elektronerna har här inte räckt till för att alla de ingående atomerna skall få fullt elektronskal, utan de har stulit en eller flera elektroner från en metall för att bli nöjda För att se hur det har gått till, är det enklast att skriva ut alla de ingående valenselektronerna med prickar som i bilden Vi ser då att för sulfatjonen fattas det två elektroner för att svavel och de fyra syreatomerna alla skall få ta del av åtta elektroner För nitrat och karbonatjonerna är det lite knepigare I bilden ser du att kväve respektive kol bara ser ut att ha tillgång till 6 elektroner Detta löses genom en dubbelbindning Det går inte att säga till vilket syre denna dubbelbindning finns, utan den roterar runt i jonen Ingressbilden på hemsida för detta avsnitt visar hur man tänker att det ser ut 7 Jämförelse Denna sammanfattning visar de viktigaste skillnaderna mellan jonföreningar (jonbindning) och molekylföreningar (kovalent bindning) Föreningar med jonbindning Jonbindning finns i den typ av föreningar man kallar jonföreningar, tex NaCl, MgI2, AlBr3, AgNO3 Jonbindningar är starka bindningar Jonföreningar bildas när en metall reagerar med en icke-metall Ämnena består av joner och bildar jonkristaller Leder ström i smält form och i vattenlösning, men inte i fast form Fasta ämnen vid rumstemperatur Höga smält- och kokpunkter Föreningar med kovalent bindning Kovalent bindning finns dels i vissa grundämnen, tex H2, O2, N2, Cl2, dels i molekylföreningar såsom H2O, CO, CH4 Även i sammansatta joner, tex NO3, NH4 I molekylerna binds atomerna med starka kovalenta bindningar Mellan molekylerna finns (oftast) endast svaga attraktionskrafter Molekylföreningar bildas när två icke-metaller reagerar med varandra Ämnena är uppbyggda av små avgränsade enheter Leder inte elektrisk ström Oftast låga smält- och kokpunkter Många är gaser vid rumstemperatur 8 Li Na K 0,8 Rb 0,8 Cs 0,7 Fr 0,7 Be Mg 1,2 Ca Sr Ba Ra H Sc Y 1,2 Ac 1,1 Ti Zr Hf Th Elektronegativitet är ett mått på hur starkt de olika atomerna i en molekyl attraherar elektroner V Nb Ta Pa Cr Mo W U Mn Tc Re Fe Ru Os Co Rh Ir Ni Pd Pt Cu Ag Au 2,4 Zn Cd Hg B Al Ge In Tl Si C Ge Sn Pb P As Sb Bi N 3,0 S Se 2,4 Te Po O 3,5 Cl 3,0 Br 2,8 I At F 4,0 Beroende på hur atomen ser ut, främst beroende på antal valenselektroner och antal skal, är de olika bra på att dra åt sig elektroner Bäst är fluor (hög siffra), sämst är alkalimetallerna (de lämnar ju hellre ifrån sig en elektron) En variant av denna tabell har du i din formelsamling När du tittar på värdena inser du att jonföreningar har stor skillnad s 76 9
Polära bindningar Typ av bindning Jonbindning Polär kovalent Opolär kovalent Ämnesexempel Natriumklorid Väteklorid Klorgas Joner eller atomer Na Cl H Cl Cl Elektronegativitet Na = Cl = 3,0 H = Cl = 3,0 Cl = 3,0 Skillnad 0 Typ av ämne Jonförening Molekylförening Molekylförening Område > < Tabellen visar skillnader i elektronegativitet mellan olika typer av bindningar Gränserna är inte exakta, utan de är endast angivna för vägledning Jonföreningar har stor skillnad mellan metallen och icke-metallen I molekylföreningar är det liten skillnad eller ingen alls, såsom blir fallet när det är två atomer av samma grundämne som står sig ihop Det knepiga blir för ämnen som befinner sig mellan dessa båda ytterligheter Dessa molekylföreningar är elektriskt neutrala utåt, men elektrontätheten är ofta större på en sida Detta kallas polär kovalent bindning och molekylföreningen kallas dipol - - Ämnesexempel HF HCl HBr HI Skillnad i elektronegativitet 0,7 0,4 10 Dipoler Polära molekyler attraherar varandra Betyder mycket för ämnets smält- och kokpunkt Vätebindning bindning mellan två starkt elektronegativa atomer förmedlad av en mellan dem liggande väteatom - Attraherar Repellerar De negativa och positiva ändarna hos dipoler attraherar varandra och gör att även molekylföreningar kan vara fasta ämnen vid rumstemperatur Vatten är ett bra exempel på en dipol V-strukturen gör att det finns fler elektroner vid syret och färre elektroner vid de båda väteatomerna Vattenmolekylerna kommer därför att ordna sig i ett mönster, som blir tydligare ju kallare vattnet är Vatten är också ett specialfall av vätebindning Denna innebär att en väteatom ligger mellan två starkt elektronegativa atomer Detta kan vara syre som i vatten, men också andra atomer Vätebindning är en av de krafter som ger struktur åt stora molekyler, till exempel proteiner 11 van der Waalsbindning Även oplära atomer och molekyler påverkar varandra eftersom de förekommer i både fast och flytande form under vissa betingelser - - Även opolära molekyler påverkar varandra De flesta är gasformiga vid rumstemperatur, men storleken på molekylen avgör vad kokpunkten är Bilden visar hur man tänker sig hur van der Waals-kradter uppstår i vätgasmolekyler De två elektroner som de båda vätgasatomerna delar på snurrar i ett moln kring de båda protonerna Vid ett visst tillfälle är de båda elektronerna mer på en sida än den andra Detta gör att den ena sida blir lite mer elektronegativ och en andra lite elektropositiv Detta påverkar närliggande molekyler eftersom den elektronegativa sidan stöter bort elektroner från den närmaste sidan hos de andra molekylerna Dessa attraktionskrafter är mycket svaga jämfört med de andra vi diskuterat - - - - 12
Ämne Kokpunkt Metan -164 C Metanol 65 C Metansyra 101 C Etan -89 C Etanol 89 C Etansyra 118 C Olika kokpunkt Det enda som skiljer metan och etan är att etan har ytterligare ett kol Båda molekylerna opolära, men det finns större chans till oregelbundenheten i elektronmolnet hos en större molekyl Det är därför som etan har högre kokpunkt än metan Hos polära molekyler påverkar molekylerna varandra mycket mer, så därför är både metanol och etanol flytande vid rumstemperatur Etansyra är ännu mer polär än etanol, så därför har etansyra högre kokpunkt än etanol 13 Sammanfattning Kemisk bindning är ett grundläggande begrepp, som är viktigt att förstå vid diskussioner om kemiska egenskaper och kemiska reaktioner Vi har tittat på Jonbindning Kovalent bindning Metallbindning Bindning i sammansatta joner Polär bindning van der Waals-bindning Vätebindning Nästa avsnitt i kemikursen kommer att handla om kemiska reaktioner och då är en förståelse för kemisk bindning viktig Till din hjälp har du boken och de övningsuppgifter vi arbetet med under lektionerna 14 Jonbindning 1 Grundämne Tecken Grupp Jonens formel Jonens namn Aluminium Barium Brom Flour Jod Kalcium Kalium Klor Kväve Magnesium Natrium Syre Al 13 Al 3 Aluminiumjon Ba 2 Ba 2 Bariumjon Br 17 Br Bromidjon F 17 F Fluoridjon I 17 I Jodidjon Ca 2 Ca 2 Kalciumjon K 1 K Kaliumjon Cl 17 Cl Kloridjon N 15 N 3 Nitridjon Mg 2 Mg 2 Magnesiumjon Na 1 Na Natriumjon O 16 O 2 Oxidjon s 82 15